Круговорот азота в природе

Круговорот азота представляет собой ряд замкнутых взаимосвязанных путей, по которым азот циркулирует в земной биосфере. Рассмотрим сначала процесс разложения органических веществ в почве. Различные микроорганизмы извлекают азот из разлагающихся материалов и переводят его в молекулы, необходимые им для обмена веществ. При этом оставшийся азот высвобождается в виде аммиака (NH3) или ионов аммония (NH4+). Затем другие микроорганизмы связывают этот азот, переводя его обычно в форму нитратов (NO3–). Поступая в растения (и в конечном счете попадая в организмы живых существ), этот азот участвует в образовании биологических молекул. После гибели организма азот возвращается в почву, и цикл начинается снова. Во время этого цикла возможны как потери азота — когда он включается в состав отложений или высвобождается в процессе жизнедеятельности некоторых бактерий (так называемых денитрифицирующих бактерий), — так и компенсация этих потерь за счет извержения вулканов и других видов геологической активности.

Вопрос 15

Фосфор (Р) находится в 3-м периоде, в V группе, главной подгруппы периодической системы Д.И. Менделеева. Порядковый номер 15, заряд ядра +15, Аr = 30,9738 а.е. м... имеет 3 энергетических уровня, на энергетической оболочке 15 электронов, из них 5 валентных. У фосфора появляется d-подуровень. Электронная конфигурация Р: 1s2 2s2 2p63s2 3p33d0. Характерна sp3-гибридизация, реже sp3d1. Валентность фосфора – III, V. Наиболее характерная степень окисления +5 и -3, менее характерные: +4, +1, -2, -3. Фосфор может проявлять и окислительные и восстановительные свойства: принимать и отдавать электроны.

Строение молекулы: способность образования сигма-связи менее выражена, чем у азота – при обычной температуре в газовой фазе фосфор представлен в виде молекул Р4, имеющих форму равносторонних пирамид с углами по 60°. Связи между атомами ковалентные, неполярные. Каждый атом Р в молекуле связан тремя другими атомами сигма-связями.

Физические свойства : фосфор образует три аллотропных модификации: белый, красный и черный. Каждая модификация имеет свою температуру плавления и замерзания.

Нахождение в природе

Фосфор в природе в свободном виде не встречается, но по своей важно-

сти ничуть не уступает азоту. На его долю приходится 0,08 % массы зем-

ной коры. Основные минералы фосфора: фосфорит Са3(РО4)2 и аппатит

3Са3(РО4)2 . СаF2.

Фосфор – образует три аллотропических модификации:

белый, красный, черный. Белый фосфор (Рбел.) имеет молекулярную решет-

ку. При объединении 4-х атомов фосфора в молекулу угол между р-орбита-

лями уменьшается от 90о до 60 о и имеют форму правильной трехгранной пирамиды, а каждый атом фосфора находится в одной из вершин пирамиды и связан тремя сигма -связями с другими тремя атомами. Поэтому молекулы Р4 можно сравнить со сжатой пружиной. Возможно, этим и объясняется высокая реакционная способность белого фосфора. В кристаллической решетке молекулы белого фосфора связаны межмолекулярными силами (силы Ван-дер-Ваальса), а так как они очень слабы, то Рбел. Очень легко распадается на молекулы под влиянием температуры, растворителя и т.д.В воде Рбел. плохо растворим, но хорошо растворяется в органических растворителях. Ядовит (0,15 г – смертельная доза)

Как все вещества с молекулярной решеткой, белый фосфор легко плавится и летуч.

В отличие от белого фосфора красный и черный фосфоры имеют атомную кристаллическую решетку. Поэтому они нерастворимы почти во всех растворителях, не летучи и, как уже отмечалось, не ядовиты.

Рбел. → Ркр.

(при нагревании 250-300 оС, под давлением и без доступа воздуха)

Ркр. – темно-красное мелкокристаллическое малоле-

тучее вещество. Ркр.- нерастворим в органических растворителях, почти не ядовит и менее опасен.

Самовоспламенение фосфора красного не происходит, однако зажечь его

довольно легко, горение протекает очень бурно. С окислителями образует

сильно взрывчатые смеси. Ркр. – высокополимерное вещество, угол между

связями – 90о

Наиболее устойчивой формой фосфора является черный фосфор – Рчер.

Получают его из белого фосфора нагреванием при 200 оС и очень высокомдавлении. Рчер. – полимер, угол между связями равен 99о

По внешнемувиду и свойствам напоминает графит, жирен на ощупь, легко разделяется на чешуйки. Полупроводник. При комнатной температуре ни в чем не растворяется. Химически малоактивен. Не ядовит.

Химические свойства фосфора.

Белый фосфор сгорает в атмосфере кислорода с образованием Р2О3 (недостаток О2) или Р2О5 (избыток О2):

4 Р + 5 О2 = 2 Р2О5

С водородом фосфор не взаимодействует.

Фосфор легко реагирует с гало-

генами и серой, образуя два ряда соединений (в степени окисления +3 или

+5):

4 Р + 10 С12 = 4 РС15

2 Р + 3 S = Р2S3

По отношению к металлам фосфор проявляет окислительные свойства и

образует фосфиды:

К + Р = К3Р

Фосфиды активных металлов солеподобные вещества, разлагающиеся во-

дой:

К3Р + 3 Н2О = РН3 ↑ + 3 КОН

Концентрированной азотной и серной кислотами фосфор окисляется с

образованием фосфорной кислоты:

3 Р + 5 НNO3 (конц.) + 2 Н2О → 3 Н3РО4 + 5 NO

2P + 5H2SO4 → 2H3PO4 + 5SO2 + 2H2O

В щелочах при нагревании фосфор диспропорционирует:

4 Р + 3 NaOН + 3 Н2О → Р-3Н3↑+ 3 NаН2Р+1О2

8Р + 12Н2О = 5РН3 + 3Н3РО4(диспропорционирует)

2P + 8H2O →t 2H3PO4 + 5H2↑;

Реакция окисления также происходит при поджигании спичек, в качестве окислителя выступает бертолетова соль:

6P + 5KClO3 → 5KCl + 3P2O5

Получают фосфор восстановлением фосфоритов или аппатитов:

Са3(РО4)2 + 3 SiO2 t>1000→3 CaSiO3 + P2O5

(менее летучий оксид вытесняет более летучий)

P2O5 + 5 C = 2 P + 5 CO или

Са3(РО4)2 + 3 SiO2 + 5 C = 3 CaSiO3 + 2 P + 5 CO

Соединения фосфора. В соединениях фосфор проявляет степени окис-

ления от –3 до +5. Наиболее устойчивой для фосфора является степень

окисления +5.

Водородные соединения элементов соответствуют формуле: RН3: NН3 – аммиак; РН3 – фосфин; AsН3 – арсин; SbН3 – стибин; BiН3 – висмутин. Все соединения – газы, химическая стойкость каждого последующего ослабевает, что связано с ростом порядкового номера элементов, ослабевания неметаллических свойств и усиления металлических

Действием на нитриды и фосфиды арсениды, антимониды и висмутиды, например Mg3 As2, Mg3 Sb2 и Mg3 Bi2. разбавленных кислот могут быть получены аналогичные аммиаку и фосфину мышьяковистый («арсин»), сурьмянистый («стибин») и висмутистый («висмутин») водороды общей формулы ЭН3 . Реакции идут по схеме:

Mg3 Э2 + 6HCl = 3MgCl2 + 2ЭH3

Так как соединения эти малоустойчивы, больший или меньший распад их на элементы имеет место уже в момент образования и поэтому практически они всегда выделяются в смеси с водородом. Особенно это относится к BiH3 , который из–за своей чрезвычайной неустойчивости до сих пор почти не изучен.

Арсин и стибин представляют собой бесцветные, очень ядовитые газы с чесночным (AsH3 ) или похожим на сероводородный (SbH3 ) запахом. Их точки плавления и кипения сопоставлены ниже с соответствующими данными для аммиака и фосфина:

Восстановительная активность гидридов в ряду NH3 – РН3 – AsH3 –SbH3 последовательно возрастает. Столь характерные для аммиака реакции присоединения вовсе не наблюдаются у арсина и стибина. Оба они довольно хорошо растворимы в воде, но химически с ней не взаимодействуют. При нагревании AsH3 и SbH3 легко разлагаются на элементы, а будучи подожжены на воздухе, сгорают с образованием воды и соответствующих окисей.

Помимо разложения арсенидов и антимонидов кислотами, арсин и стибин могут быть получены также действием водорода в момент выделения на самые разнообразные растворимые соединения мышьяка и сурьмы, например по реакции

As2 O3 + 6Zn+12HCl = 6ZnCl2 + 2AsH3 + 3H2 O

На такой реакции, в сочетании с термическим разложением АsН3 , основан один из методов открытия мышьяка.

Фосфин РН3 – бесцветный газ с запахом гнилой рыбы, очень ядовит,

плохо растворим в воде. Молекула РН3 имеет форму тригональной пира-

миды, с углом равным 93,5о. Фосфин в отличие от аммиака нельзя полу-

чить непосредственным взаимодействием фосфора с водородом. Его полу-

чают либо из фосфидов активных металлов, либо при взаимодействии бе-

лого фосфора со щелочами:

Р + Na = Na3Р фосфид натрия

Na3Р + 3 НС1 = 3 NaС1 + РН3↑

Na3Р + 3 Н2О = 3 NaОН + РН3↑

Основные свойства РН3 выражены слабее по сравнению с аммиаком.

Фосфин плохо растворим в воде (его водные растворы имеют рН около 7).

Практически не взаимодействуют с кислотами. Только с наиболее сильны-

ми кислотами образует соли фосфония, значительно менее прочные по

сравнению с солями аммония:

НI (г)+ РН3 (г) = РН4I (к) (Иодид фосфония)

РН4I – малоустойчивое бесцветное кристаллическое вещество, легко

разлагается водой.

Фосфин самовоспламеняется на воздухе:

2 РН3 + 4 О2 = P2O5 + 3 Н2О

РН3 – сильный восстановитель в щелочной среде, окисляется до фосфора

или солей фосфористой кислоты:

РН3 + 3 ОН – 3 ē = Р + 3 Н2О; (φ˚ = -0,89 В)